《无机化学》复习题
第1章 物质及其变化
知识点：
1、理想气体状态方程、分压定律、
2、物质的量、摩尔质量、体积、质量、物质的量浓度之间的转换；稀释定律；溶液的配制 练习：
1、同温同压下，同质量的下列气体含分子数目最多的是（ ） A、CO B、O2 C、CO2 D、H2
2、将40gNaOH溶于1L水中，所得溶液的物质的量浓度为( ) 3、4.9g的H2SO4与0.2mol的H2O中，含有相同的（ ） 4、配制500ml 0.1mol/L NaOH溶液,需NaOH的质量为( )克. 5、标准状况下，22.4L氢气中一定含有6.02×1023个氢分子
6、配制100ml的1mol/L的Hcl溶液，需要12mol/L的Hcl溶液的体积是多少？如何配制？ 7、使1molHCl与0.48molO2混合，在660K和101325Pa达成下列平衡时，生成0.40mol的Cl2。 4HCl（g）+O2（g） =2H2O（g）+2 Cl2 试求（1）各气体的平衡分压；（2）平衡
θ
常数Kp
第2章 化学反应速率和化学平衡
1、影响化学反应速率的主要因素有：反应物的性质、浓度、温度、催化剂
2、达到化学平衡的特征是：是有条件的、相对的、暂时的动态平衡；达到平衡时系统中分物质的浓度不再随时间改变；当平衡条件改变时原有平衡状态随之改变。 3、改变化学平衡的影响因素有：
（1）浓度：增大反应物浓度、降低生成物浓度，反应将正向进行。 （2）温度：升高温度，平衡向吸热方向移动。
（3）压力：在恒温下，增大系统压力，平衡向气体分子总数减小的方向移动。 （4）催化剂：只改变反应速率，不能使平衡发生移动，不能改变平衡组成。 4、平衡常数只与温度有关。故当化学平衡移动时，平衡常数不一定随之改变。
第3章 电解质溶液和离解平衡
1、pPH+pOH=14
2、酸性比较：PH值越大，酸性越弱，碱性越强。当溶液的PH=0，则该溶液呈酸性；PH=7，溶液呈中性。PH>7，溶液呈碱性，但溶液中仍然存在H+离子 3、一元弱酸PH值的计算：[H+]=cα=Ka?c酸
某弱酸HA的Ka=1.0×10，则1.0mol/L该弱酸溶液的pH值
4、同离子效应：在弱电解质溶液中，加入弱电解质具有相同离子的强电解质，使弱电解质的离解度减小。
盐效应：在弱电解质溶液中，加入弱电解质不具有相同离子的强电解质，使弱电解质的离解度略有增大。
5、缓冲溶液：能抵抗少量强酸、强碱和水的稀释而保持溶液的PH基本不变
-6、CH3COOH-CH3COONa体系： 抗酸成分CH3COO 抗碱成分CH3COOH
++
NH3·H2O-NH3Cl体系：抗酸成分NH3·H2O 抗碱成分NH4
θ
—6
- 1 -
NaH2PO4-Na2HPO4体系： 抗酸成分HPO4 抗碱成分H2PO4 7、溶解度与Ksp的关系：
（1）AB型难溶电解质AB（s）== A（aq）+B（aq） S?+
-
2--
KSP
KSP 4（2）AB2或A2B型难溶电解质AB2（s）== A（aq）+2B（aq） S?3+
-
8、溶度积规则：沉淀的生成---QC＞Ksp ；沉淀的溶解QC＜Ksp （用于判断沉淀有无生成） 练习：在300ml0.04mol/L MgCl2溶液中，加入300ml0.20mol/L氨水溶液，有无Mg(OH)2
θθ
沉淀生成？ （已知Ksp(Mg(OH)2)=1.8×10-11，Kb(NH3?H2O)=1.76×10-5）
9、分步沉淀，可进行离子的分离。同类型、同浓度, Ksp小的先沉淀；